W ogólnym przypadku, zgodnie z teorią protolityczną Bronsteda-Lowry’ego, zgodnie z równaniem (4.2) dla dysocjacji słabego kwasu monoprotonowego mamy:
Prawdziwa stała termodynamiczna DO ta równowaga będzie
gdzie wszystkie działania są w równowadze. Wyobraźmy sobie ten stosunek w postaci:
Oznaczmy, jak w poprzednim przypadku, iloczyn dwóch stałych DO i a(H2O) do (H2O) = stała przy T= konst. Następnie
lub w przybliżeniu:
gdzie wszystkie stężenia są w równowadze. Tutaj wartość DO A zwany stała dysocjacji (jonizacji) kwasu lub po prostu stała kwasowości.
Dla wielu słabych kwasów wartości liczbowe DO A są bardzo małe, więc zamiast rozmiaru DO A stosować wskaźnik siły (lub po prostu wskaźnik):
rK A =- lg DO A .
Więcej DO A(tj. mniejsze p DO A ), tym silniejszy kwas.
Niech początkowe stężenie kwasu jednozasadowego HB będzie równe stopniowi jego dysocjacji (jonizacji) w roztworze. Wtedy równowagowe stężenia jonów [H 3 O + ] i [B - ] będą równe [H 3 O + ] = [B - ] = αс A , równowagowe stężenie kwasu [НВ] = Z A - α Z A = Z A(1 - α). Podstawiając te wartości stężeń równowagowych do wyrażenia na stałą równowagi (4.10), otrzymujemy:
Jeśli zamiast koncentracji Z A użyj jego odwrotności V- rozcieńczenie (rozcieńczenie), wyrażone w l/mol, V=1/Z A , następnie formuła DO A będzie wyglądać jak:
Ta relacja, a także wyrażenie
opisać Prawo rozcieńczenia Ostwalda (lub prawo rozcieńczenia) dla słabego elektrolitu binarnego. W a1 (typowy przypadek w wielu systemach analitycznych)
Łatwo wykazać, że w ogólnym przypadku dla słabego elektrolitu o dowolnym składzie K n A m, który rozkłada się na jony według schematu
K n ZA m = P DO t+ +t A N -
Prawo rozcieńczeń Ostwalda opisuje zależność
Gdzie Z- początkowe stężenie słabego elektrolitu, na przykład słabego kwasu. Tak więc dla kwasu ortofosforowego H 3 PO 4 (P = 3,
T= 1), który w sumie rozpada się na jony zgodnie ze schematem
.
W przypadku elektrolitu binarnego zależność zmienia się w (4.11). Dla a1 mamy:
Znajdźmy wartość równowagi pH roztworu jednozasadowego kwasu HB. Równowagowe stężenie jonów wodorowych
Korzystając z notacji i otrzymujemy:
pH = 0,5 (r DO A+str Z A). (4.12)
Zatem, aby obliczyć równowagową wartość pH roztworu słabego kwasu monoprotonowego, należy znać stałą kwasowości tego kwasu DO A i jego początkowe stężenie Z A .
Obliczmy pH roztworu kwasu octowego o stężeniu początkowym 0,01 mol/l.
W temperaturze pokojowej dla kwasu octowego DO A = 1.74·10 -5 i s. 1.74·10 -5 DO A = 4,76.
Zgodnie ze wzorem (4.12) możemy napisać:
pH = 0,5 (str DO A+str Z A) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.
Podobne rozważania można przeprowadzić w przypadku równowag w roztworze dowolnego słabego rozwiązania wielozadaniowy kwasy.
Kwasy wielozasadowe dysocjują na jony stopniowo, w kilku etapach, z których każdy charakteryzuje się własną stałą równowagi stopniowa stała dysocjacji kwasu. Przykładowo w roztworach kwasu ortoborowego H 3 BO 3 ustala się równowagę (wartości stałe podano dla 25°C):
H 3 BO 3 + H 2 O \u003d H 3 O + +, DO 1
= 
H2O = H3O + +, DO 2
= 
H2O = H3O + +, DO 3 =
Stała dysocjacji kwasu w każdym kolejnym etapie jest mniejsza niż stała dysocjacji w poprzednim etapie - zwykle o kilka rzędów wielkości.
Iloczyn wszystkich stopniowych stałych dysocjacji jest równy całkowitej stałej dysocjacji kwasu K:
DO 1 DO 2 ...DO P =K.
Zatem łatwo zauważyć, że dla kwasu ortoborowego jest to wartość
DO 1
DO 2
DO 3
=K= 
jest całkowitą stałą dysocjacji kwasu według schematu:
4.3.2 Stała zasadowości i pH roztworów słabych zasad
Zgodnie z protolityczną teorią kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego, w ogólnym przypadku dla jonizacji jednokwasowej słabej zasady B w roztworach wodnych możemy napisać:
B + H 2 O \u003d HB + + OH -
Jeżeli stopień jonizacji zasady wynosi a1, wówczas stałą stężenia można przyjąć jako stałą tej równowagi chemicznej
Postępując analogicznie jak poprzednio otrzymujemy:
DO = =K B = stała kiedy T= stała
jako iloczyn dwóch stałych DO\u003d const i [H 2 O] \u003d const.
Nazwijmy ilość K B , równe, dlatego
K B = , (4.13)
stała dysocjacji (jonizacji) słabej, pojedynczej zasady kwasowejLubpo prostu stała zasadowości tę podstawę i wielkość
P K B = K B ,
Wskaźnik siły (lub po prostu wskaźnik) stałej zasadowości.
Zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda w rozpatrywanym przypadku (podobnie jak relacja (4.11))
K B =,
gdzie jest stopniem jonizacji pojedynczej słabej zasady kwasowej i jest jej początkowym stężeniem. Skoro dla słabej podstawy a1, to
Znajdźmy równowagową wartość pH rozważanego wodnego roztworu zasady monokwasowej w temperaturze pokojowej. Zgodnie ze wzorem (4.7) mamy:
pH = p DO w - pOH = 14 - pOH.
Wyznaczmy wartość pOH = [OH - ]. Oczywiście
[OH - ] = = 
Korzystanie ze wskaźników pOH = [OH - ], s. 10-10 DO B =K B I
p = , otrzymujemy: pOH = 0,5 (p DO B+p). Podstawiając to wyrażenie do powyższego wzoru na pH, dochodzimy do zależności
pH \u003d 14 - pOH \u003d 14 - 0,5 (p DO B+p).
Zatem równowagową wartość pH w roztworze słabej pojedynczej zasady kwasowej można obliczyć za pomocą wzoru (4.15):
pH = 14 - 0,5(str DO B+p). (4.15)
Obliczmy pH w wodnym roztworze amoniaku o stężeniu 0,01 mol/l, dla którego w temperaturze pokojowej DO B= i s DO B = 4,76.
W wodnym roztworze amoniaku ustala się równowaga:
który jest przeważnie przesunięty w lewo, tak że stopień jonizacji amoniaku wynosi . Dlatego do obliczenia wartości pH można skorzystać z zależności (4.15):
pH = 14 - 0,5(str DO B+ p) =
Podobne rozważania można przeprowadzić w przypadku każdego słabego polikwas fusy. To prawda, że skutkuje to bardziej uciążliwymi wyrażeniami.
Słabe zasady polikwasowe, podobnie jak słabe kwasy wielozasadowe, dysocjują stopniowo, a każdy etap dysocjacji ma również swoją własną stopniową stałą dysocjacji zasady - stopniową stałą zasadowości.
Na przykład wodorotlenek ołowiu Pb(OH) 2 w roztworach wodnych rozkłada się na jony w dwóch etapach:
Te same równowagi można zapisać w inny sposób, trzymając się (w ramach teorii protolitycznej) definicji zasady jako substancji przyłączającej proton, w tym przypadku przyjmującej go od cząsteczki wody:
Stopniowe stałe zasadowości można przedstawić w postaci:
Przy takim zapisie wskazanych równowag zakłada się, że proton z cząsteczki wody przechodzi do grupy hydroksylowej, tworząc cząsteczkę wody (), w wyniku czego liczba cząsteczek wody w pobliżu atomu ołowiu (II) wzrasta o jeden, a liczba grup hydroksylowych związanych z atomem ołowiu (II) ), również maleje o jeden na każdym etapie dysocjacji.
Praca DO 1 DO 2 =K=[Pb 2+] [OH -] 2 / [Pb (OH) 2] =
2,865, gdzie DO- całkowita stała dysocjacji według schematu
lub według innego zapisanego schematu
co ostatecznie prowadzi do tego samego rezultatu.
Innym przykładem jest zasada organiczna etylenodiamina, która w roztworze wodnym ulega jonizacji w dwóch etapach. Pierwszy etap:
Drugi etap:
Praca 
-
całkowita stała dysocjacji. Odpowiada równowadze
Wartości liczbowe stałych równowagi podano powyżej dla temperatury pokojowej.
Podobnie jak w przypadku kwasów wielozasadowych, w przypadku słabej zasady polikwasowej stała dysocjacji każdego kolejnego etapu jest zwykle o kilka rzędów wielkości mniejsza niż stała dysocjacji poprzedniego etapu.
W tabeli Tabela 4.2 pokazuje wartości liczbowe stałych kwasowości i zasadowości niektórych słabych kwasów i zasad.
Tabela 4.2. Rzeczywiste termodynamiczne stałe jonizacji w wodnych roztworach niektórych kwasów i zasad.
DO A- stała kwasowości, DO B- stała zasadowości,
DO 1 - stała dysocjacji dla pierwszego stopnia,
DO 2
- stała dysocjacji dla drugiego etapu itp.
| Stałe dysocjacji słabych kwasów |
||
| Kwas | DO A | R DO A=-lg DO A |
| Azotowy Aminooctowy Benzoinaja Borowy (ortoboryczny) Tetraboryczny Rodzaje reakcji protolitycznych. MU „Rozwiązania” s. 52-55 Autoprotoliza wody. Produkt jonowy wody.MU „Rozwiązania”» strona 56 Niewielka część cząsteczek wody jest zawsze w stanie jonowym, chociaż jest to bardzo słaby elektrolit. Jak już wspomniano, jonizację i dalszą dysocjację wody opisuje równanie reakcji protolitycznej dysproporcjonowania kwasowo-zasadowego lub autoprotolizy. Woda jest bardzo słabym elektrolitem, stąd powstały sprzężony kwas i sprzężona zasada są mocne. Dlatego równowaga tej reakcji protolitycznej jest przesunięta w lewo. Stała tej równowagi K wynosi = Ilościowa wartość iloczynu stężenia jonów wody × wynosi jonowy produkt wody. Jest równe: × = K równe. × 2 = 1 × 10 – 14 Zatem: KH 2O = × = 10 – 14 lub uproszczone KH 2O = × = 10 – 14 KH2O jest produktem jonowym wody, stałą autoprotolizy wody lub po prostu stałą wody. KH2O zależy od temperatury. Zwiększa się wraz ze wzrostem temperatury. W chemicznie czystej wodzie = = = 1×10 – 7. To jest środowisko neutralne. Roztwór może zawierać > – podłoże jest kwaśne lub< – среда щелочная = ; = wartość PH Aby ilościowo wyrazić kwasowość roztworów, użyj wskaźnik stężenia jonów wodorowych pH. Indeks wodorowy to wartość równa ujemnemu logarytmowi dziesiętnemu stężenia wolnych jonów wodorowych w roztworze. pH = – log ⇒ = 10 – pH W środowisku neutralnym pH = 7 Przy kwaśnym pH< 7 W zasadowym pH > 7 Aby scharakteryzować zasadowość ośrodka, stosuje się wskaźnik hydroksylowy pOH рОН = – log [ОH - ] ⇒ [ОH - ] = 10 – рОН pH + pOH = 14 Þ pH = 14 – pOH i pOH = 14 – pH Wzory do obliczania pH roztworów kwasów i zasad. pH = – log
Oblicz pH roztworu HCl o stężeniu С(HCl) = 0,1 mol/l pod warunkiem jego całkowitej dysocjacji. C(HCl) = 0,1 mol/l; pH = – log 0,1 = 1 2. Mocne zasady: [OH - ] \u003d C (1 / z zasad) Oblicz pH roztworu NaOH w tych samych warunkach. C(NaOH) = 0,1 mol/l; = = 10 – 13; pH = – log 10 – 13 = 13 3. Słabe kwasy Oblicz pH roztworu kwasu octowego o stężeniu molowym 0,5 mol/l. K CH 3COOH = 1,8×10 – 5. 3×10 – 3 pH = – log 3×10 – 3 = 2,5 4. Słabe podstawy Oblicz pH roztworu amoniaku o stężeniu molowym 0,2 mol/l. K NН 3 = 1,76×10 – 5 1,88×10 – 3 0,53×10 – 11; pH = – log 0,53×10 – 11 = 11,3 5. C (H +) \u003d [H +] \u003d 10 - pH Przy pH = 7, [H + ] = 10 - 7 Istnieją różne metody określania pH: za pomocą wskaźników i urządzeń jonomerowych. Wartość pH dla reakcji chemicznych i procesów biochemicznych organizmu. Wiele reakcji wymaga ściśle określonej wartości pH, aby przebiegać w określonym kierunku. Zwykle w zdrowym organizmie reakcja środowiska większości płynów biologicznych jest bliska neutralności. Krew – 7,4 Ślina – 6,6 Sok jelitowy - 6,4 Żółć – 6,9 Mocz – 5,6 Sok żołądkowy: a) w stanie spoczynku - 7,3 b) w stanie trawienia - 1,5-2 Odchylenie pH od normy ma znaczenie diagnostyczne (określenie choroby) i prognostyczne (przebieg choroby). Kwasica to przesunięcie pH w stronę kwaśną, pH spada, wzrasta stężenie jonów wodorowych. Alkaloza to przesunięcie pH do obszaru zasadowego, pH wzrasta, a stężenie jonów wodorowych maleje. Chwilowe odchylenie pH krwi od normy o dziesiąte części prowadzi do poważnych zaburzeń w organizmie. Długotrwałe wahania pH krwi mogą być śmiertelne. Odchylenia pH krwi mogą wynosić 6,8 - 8, zmiany poza tym zakresem w jakimkolwiek kierunku są nie do pogodzenia z życiem. Połączone i izolowane równowagi protolityczne. Procesy protolityczne są reakcjami odwracalnymi. Równowagi protolityczne przesuwają się w kierunku tworzenia słabszych kwasów i zasad. Można je uznać za rywalizację między zasadami o różnej sile o posiadanie protonu. Mówią o równowagach izolowanych i połączonych. Jeśli kilka równoczesnych równowag jest od siebie niezależnych, nazywa się je izolowanymi. Przesunięcie równowagi w jednym z nich nie pociąga za sobą zmiany położenia równowagi w drugim. Jeśli zmiana równowagi w jednym z nich prowadzi do zmiany równowagi w drugim, wówczas mówimy o równowagach połączonych (sprzężonych, konkurujących). W układach o równowadze złożonej dominuje proces charakteryzujący się większą wartością stałej równowagi. Drugi proces będzie dominujący, ponieważ jego stała równowagi jest większa niż stała równowagi pierwszego procesu. Równowaga w drugim procesie jest przesunięta w większym stopniu w prawo, gdyż metyloamina jest silniejszą zasadą niż amoniak, NH 4 + jest silniejszym kwasem niż CH 3 NH 3 +. Wniosek: Silniejsza zasada tłumi jonizację słabszej zasady. Dlatego też, jeśli do mieszaniny amoniaku i metyloaminy dodamy niewielką ilość kwasu solnego, protonowaniu ulegnie głównie metyloamina. A także: najsilniejszy kwas tłumi jonizację słabych kwasów. Zatem kwas solny występujący w soku żołądkowym hamuje jonizację kwasu octowego (dostarczanego z pożywieniem) lub kwasu acetylosalicylowego (lek). ______________________________________________________________
Zatem zgodnie z tą teorią Kwas to każda substancja, której cząsteczki (w tym jony) są w stanie oddać proton, tj. być dawcą protonów; Zasada to każda substancja, której cząsteczki (w tym jony) mają zdolność przyłączania protonu, tj. być akceptorem protonów; Amfolit to każda substancja, która jest zarówno dawcą, jak i akceptorem protonów. Teoria ta wyjaśnia właściwości kwasowo-zasadowe nie tylko cząsteczek obojętnych, ale także jonów. Kwas oddający proton zamienia się w zasadę, która jest sprzężona z tym kwasem. Terminy „kwas” i „zasada” są pojęciami względnymi, ponieważ te same cząstki – cząsteczki lub jony – mogą wykazywać zarówno właściwości zasadowe, jak i kwasowe, w zależności od partnera. Podczas równowagi protolitycznej tworzą się pary kwas-zasada. Zgodnie z teorią protonów reakcje hydrolizy, jonizacji i neutralizacji nie są uważane za zjawiska szczególne, ale są uważane za zwykłe przeniesienie protonów z kwasu do zasady. Cząstka A powstaje po oddzieleniu jonu wodorowego | ||
| nazywa się sprzężoną zasadą danego kwasu, ponieważ jest zdolny do ponownego przyłączenia do siebie jonu H +. | ||
| Zgodnie z teorią protolityczną kwasy i zasady mogą być trzech typów: obojętne, anionowe i kationowe. Pierwsze to cząsteczki obojętne, zdolne do oddania lub przyłączenia jonu H+, np.: HCl, H 2 SO 4, HNO 3 (kwasy); NH3, CH3-O-CH3 (zasady). Zasady i kwasy anionowe to jony naładowane ujemnie, np.: HSO 4 –, HPO 4 2–, HS – (kwasy); OH -, Cl -, NO 3 - (zasady). W roli zasady i kwasy kationowe pojawiają się dodatnio naładowane jony, na przykład: NH 4 +, H 3 O + (kwasy); H 2 N – NH 3 + , H 2 N – (CH 2) 2 –NH 3 + (zasady). Wiele cząstek (zarówno cząsteczek, jak i jonów) ma właściwości amfoteryczne, tj. w zależności od warunków mogą działać zarówno jako kwas, jak i zasada, np.: H 2 O, NH 3, HSO 4 -, H 2 N–NH 3 + itp. Związki te nazywane są amfiprotycznymi lub amfolitami. Chociaż teoria Bronsteda-Lowry'ego jest doskonalsza od teorii Arrheniusa, ma również pewne wady i nie jest kompleksowa. Nie ma więc zastosowania do wielu substancji, które wykazują funkcję kwasu, ale nie zawierają w swoim składzie jonów H +, na przykład: BCl 3, AlCl 3, BF 3, FeCl 3 itp. | ||
gdzie: Ka – stała kwasowości; K p – stała równowagi.
Im kwas jest silniejszy, tym wyższa stała kwasowości. Często używane są wartości pK a. Im niższa wartość pKa, tym silniejszy kwas.
pK a = -logK a
Na przykład pKa fenolu = 10, pKa etanolu = 16. Oznacza to, że fenol jest o sześć rzędów wielkości (milion razy) mocniejszym kwasem niż alkohol etylowy.
Zasadowość można wyrazić w kategoriach pKb.
rKb = 14 - pKA
Należy pamiętać, że pKa wody = 15,7. Wszystkie substancje, które mają pKa większe od wody, nie są w stanie wykazywać właściwości kwasowych w roztworach wodnych. Woda jako silniejszy kwas hamuje dysocjację słabszych kwasów. Ponieważ większość związków organicznych ma właściwości kwasowe, które są wielokrotnie słabsze niż woda, opracowano polarograficzne podejście do oceny ich kwasowości (I.P. Beletskaya i in.). Pozwala ocenić kwasowość do pK a = 50, chociaż dla bardzo słabych kwasów wartości pK a można oszacować jedynie w przybliżeniu.
Jakościowa ocena kwasowości zarówno w szeregach substancji o podobnej budowie, jak i w przypadku związków różnych klas jest niezwykle istotna. Zdolność kwasu do oddawania protonu jest związana ze stabilnością powstałego anionu. Im bardziej stabilny powstały anion, tym mniejsza jego tendencja do wychwytywania protonu z powrotem i przekształcania się w cząsteczkę neutralną. Oceniając względną stabilność anionu, należy wziąć pod uwagę kilka czynników.
Natura atomu oddającego proton. Im łatwiej atom traci proton, tym wyższa jest jego elektroujemność i polaryzowalność. Dlatego w szeregu kwasów zdolność do dysocjacji maleje w następujący sposób:
S-H.>O-H>-N-H.>C-H
Szereg ten doskonale odpowiada właściwościom atomów znanych z układu okresowego.
Wpływ środowiska. Jeżeli porównuje się substancje o podobnej strukturze, ocenę przeprowadza się poprzez porównanie gęstości elektronów na atomie, który oddał proton. Wszystkie czynniki strukturalne, które przyczyniają się do zmniejszenia ładunku, stabilizują anion, a wzrost ładunku go destabilizuje. Zatem wszyscy akceptory zwiększają kwasowość, wszyscy donorzy ją zmniejszają.
Dzieje się tak niezależnie od tego, jaki efekt przeniesienia elektronu (indukcyjny czy mezomeryczny) odpowiada za redystrybucję gęstości elektronowej.
efekt solwatacji. Solwatacja (oddziaływanie z cząsteczkami rozpuszczalnika) zwiększa stabilność anionu w wyniku redystrybucji nadmiernej gęstości elektronowej pomiędzy anionem i cząsteczkami rozpuszczalnika. Ogólnie wzór jest następujący:
· im bardziej polarny rozpuszczalnik, tym silniejsza solwatacja;
· im mniejszy jon, tym lepiej jest solwatowany.
Zasadowość według Brønsteda to zdolność substancji do zapewnienia pary elektronów w celu interakcji z protonem. Z reguły są to substancje zawierające w cząsteczce atomy azotu, tlenu i siarki.
Im słabsze centrum podstawowe zawiera parę elektronów, tym wyższa jest zasadowość. Z rzędu
R3 -N>R2O>R2S
zasadowość maleje. Sekwencję tę można łatwo zapamiętać, stosując regułę mnemoniczną „NOS”.
Istnieje związek między zasadami Brønsteda: aniony są silniejszymi zasadami niż odpowiadające im cząsteczki obojętne. Na przykład anion wodorotlenkowy (–OH) jest silniejszą zasadą niż woda (H2O). Kiedy zasada oddziałuje z protonem, mogą powstać kationy oniowe:
R3O + - kation oksoniowy;
NR 4 + - kation amonowy;
· R3S+ – kation sulfoniowy.
Jakościowa ocena zasadowości substancji o podobnych strukturach przeprowadzana jest przy użyciu tej samej logiki, co ocena kwasowości, ale z przeciwnym znakiem.
Dlatego wszystkie podstawniki akceptorowe zmniejszają swoją zasadowość, a wszystkie podstawniki donorowe zwiększają swoją zasadowość.
Kwasy i zasady Lewisa
Zasady Lewisa są donorami par elektronów, podobnie jak zasady Brønsteda.
Definicja kwasów Lewisa różni się znacznie od zwykłej (według Brønsteda). Kwas Lewisa to dowolna cząsteczka lub jon, który ma wolny orbital, który w wyniku interakcji może zostać wypełniony parą elektronów. Jeśli według Brønsteda kwas jest donorem protonu, to według Lewisa sam proton (H +) jest kwasem, ponieważ jego orbital jest pusty. Istnieje wiele kwasów Lewisa: Na +, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3 itp. Teoria Lewisa pozwala opisać wiele reakcji jako oddziaływania kwasowo-zasadowe. Na przykład:
Często w reakcjach z kwasami Lewisa związki organiczne przekazujące parę p-elektronów uczestniczą jako zasady:
W chemii organicznej przyjmuje się:
· jeżeli używane jest określenie „kwas”, oznacza to kwas Brønsteda;
· jeśli termin „kwas” jest używany w znaczeniu Lewisa, mówi się „kwas Lewisa”.
Wykład nr 5
Węglowodory
Alkany
· Szereg homologiczny, nazewnictwo, izomeria, rodniki alkilowe. Struktura elektronowa cząsteczek alkanów, hybrydyzacja sp 3, wiązanie s. Długości wiązań C-C i C-H, kąty wiązań, energie wiązań. Izomeria przestrzenna substancji organicznych. Metody obrazowania struktury przestrzennej cząsteczek ze zhybrydyzowanymi atomami węgla sp 3. Charakterystyka widmowa alkanów. Właściwości fizyczne alkanów i wzorce ich zmian w szeregu homologicznym.
Alkany (nasycone związki acykliczne, parafiny)
Alkany to węglowodory o otwartym łańcuchu atomów, odpowiadającym wzorowi C n H 2 n+2, w którym atomy węgla są połączone ze sobą jedynie wiązaniami σ.
Termin „nasycony” oznacza, że każdy węgiel w cząsteczce takiej substancji jest związany z maksymalną możliwą liczbą atomów (cztery atomy).
Budowę metanu opisano szczegółowo w wykładzie nr 2.
Izomeria, nazewnictwo
Pierwsi trzej członkowie serii homologicznej (metan, etan i propan) istnieją jako jeden izomer strukturalny. Począwszy od butanu, liczba izomerów szybko rośnie: pentan ma trzy izomery, a dekan (C 10 H 22) ma już 75.
Rozdział 20. Ilościowy opis równowagi chemicznej
20.1. Prawo akcji masowej
Zapoznałeś się z prawem działania mas, badając równowagę odwracalnych reakcji chemicznych (rozdział 9, § 5). Przypomnijmy, że w stałej temperaturze reakcja jest odwracalna
A+ B B D D+ F Fprawo działania mas wyraża równanie
Wiesz, że stosując prawo działania mas, ważne jest, aby wiedzieć, w jakim stanie skupienia znajdują się substancje biorące udział w reakcji. Ale nie tylko to: ważna jest liczba i stosunek faz w danym układzie chemicznym. W zależności od liczby faz dzielimy reakcje na: homofazowy, I heterofazowy. Wśród heterofazowych są faza stała reakcje.
| Reakcja homofazowa– reakcja chemiczna, w której wszyscy uczestnicy znajdują się w tej samej fazie. |
Faza ta może być mieszaniną gazów (faza gazowa) lub roztworem ciekłym (faza ciekła). W tym przypadku wszystkie cząstki biorące udział w reakcji (A, B, D i F) są w stanie wykonywać chaotyczny ruch niezależnie od siebie, a reakcja odwracalna zachodzi w całej objętości układu reakcyjnego. Oczywiście takimi cząstkami mogą być cząsteczki substancji gazowych lub cząsteczki lub jony tworzące ciecz. Przykładami odwracalnych reakcji homofazowych są reakcje syntezy amoniaku, spalanie chloru w wodorze, reakcja amoniaku i siarkowodoru w roztworze wodnym itp.
Jeżeli przynajmniej jedna substancja biorąca udział w reakcji znajduje się w innej fazie niż pozostałe substancje, wówczas reakcja odwracalna zachodzi tylko na granicy faz i nazywa się ją reakcją heterofazową.
| Reakcja heterofazowa– reakcja chemiczna, której uczestnicy znajdują się w różnych fazach. |
Do odwracalnych reakcji heterofazowych zalicza się reakcje obejmujące substancje gazowe i stałe (na przykład rozkład węglanu wapnia), substancje ciekłe i stałe (na przykład wytrącanie z roztworu siarczanu baru lub reakcja cynku z kwasem solnym), a także gazowe i substancje płynne.
Szczególnym przypadkiem reakcji heterofazowych są reakcje w fazie stałej, to znaczy reakcje, w których wszyscy uczestnicy są substancjami stałymi.
Tak naprawdę równanie (1) obowiązuje dla każdej reakcji odwracalnej, niezależnie od tego, do której z wymienionych grup należy. Ale w reakcji heterofazowej stężenia równowagowe substancji w bardziej uporządkowanej fazie są wartościami stałymi i można je połączyć w stałą równowagi (patrz rozdział 9, § 5).
A więc dla reakcji heterofazowej
A A g + B B kr D D g + F F krprawo działania mas zostanie wyrażone przez relację
Rodzaj tej zależności zależy od tego, które substancje biorące udział w reakcji znajdują się w stanie stałym, czy ciekłym (ciekłym, jeśli pozostałe substancje są gazami).
W wyrażeniach prawa działania mas (1) i (2) wzory cząsteczek lub jonów w nawiasach kwadratowych oznaczają równowagowe stężenie tych cząstek w gazie lub roztworze. W tym przypadku stężenia nie powinny być wysokie (nie większe niż 0,1 mol/l), ponieważ te stosunki obowiązują tylko dla gazów doskonałych i roztworów doskonałych. (Przy wysokich stężeniach prawo działania mas pozostaje aktualne, jednak zamiast stężenia należy zastosować inną wielkość fizyczną (tzw. aktywność), która uwzględnia oddziaływania pomiędzy cząsteczkami gazu lub roztworu. Aktywność nie jest proporcjonalnie do stężenia).
Prawo działania mas ma zastosowanie nie tylko do odwracalnych reakcji chemicznych, podlega mu także wiele odwracalnych procesów fizycznych, na przykład równowagi międzyfazowe poszczególnych substancji podczas ich przejścia z jednego stanu skupienia do drugiego. Zatem odwracalny proces parowania - kondensacji wody można wyrazić równaniem
H 2 O z H 2 O g
Dla tego procesu możemy napisać równanie stałej równowagi:
Otrzymana zależność potwierdza w szczególności znane Państwu z fizyki stwierdzenie, że wilgotność powietrza zależy od temperatury i ciśnienia.
20.2. Stała autoprotolizy (produkt jonowy)
Innym znanym Państwu zastosowaniem prawa działania mas jest ilościowy opis autoprotolizy (rozdział X § 5). Czy wiesz, że w czystej wodzie obserwuje się równowagę homofazową?
2H 2 O H 3 O + + OH -
do ilościowego opisu możemy użyć prawa działania masowego, którego matematycznym wyrażeniem jest stała autoprotolizy(produkt jonowy) wody
Autoprotoliza jest charakterystyczna nie tylko dla wody, ale także wielu innych cieczy, których cząsteczki są połączone wiązaniami wodorowymi, na przykład amoniaku, metanolu i fluorowodoru:
| 2NH3NH4 + + NH2 - | K(NH3) = 1,91. 10 –33 (w –50 o C); |
| 2CH 3OH CH 3OH 2 + + CH 3O - | K(CH3OH) = 4,90. 10 –18 (w 25 o C); |
| 2HF H 2 F + + F - | K(HF) = 2,00. 10 –12 (w 0 o C). |
Dla tych i wielu innych substancji znane są stałe autoprotolizy, które są brane pod uwagę przy wyborze rozpuszczalnika do określonych reakcji chemicznych.
Symbol jest często używany do oznaczenia stałej autoprotolizy K. S.
Stała autoprotolizy nie zależy od teorii, w ramach której rozważa się autoprotolizę. Natomiast wartości stałych równowagi zależą od przyjętego modelu. Zweryfikujmy to porównując opis autoprotolizy wody według teorii protolitycznej (kolumna po lewej) i według przestarzałej, ale wciąż powszechnie stosowanej teorii dysocjacji elektrolitycznej (kolumna po prawej):
Zgodnie z teorią dysocjacji elektrolitycznej przyjęto, że cząsteczki wody częściowo dysocjują (rozpadają się) na jony wodorowe i jony wodorotlenkowe. Teoria ta nie wyjaśniała ani przyczyn, ani mechanizmu tego „rozpadu”. W teorii protolizy używa się zwykle nazwy „stała autoprotolizy”, a w teorii dysocjacji elektrolitycznej „produkt jonowy”.
20.3. Stałe kwasowości i zasadowości. wartość PH
Prawo działania mas służy również do ilościowego charakteryzowania właściwości kwasowo-zasadowych różnych substancji. W teorii protolitycznej wykorzystuje się do tego stałe kwasowości i zasadowości, a w teorii dysocjacji elektrolitycznej - stałe dysocjacji.
Wiesz już, jak teoria protolityczna wyjaśnia właściwości kwasowo-zasadowe substancji chemicznych (rozdział XII § 4). Porównajmy to podejście z podejściem teorii dysocjacji elektrolitycznej na przykładzie odwracalnej reakcji homofazowej z wodą kwasu cyjanowodorowego HCN – słabego kwasu (po lewej – zgodnie z teorią protolityczną, po prawej – zgodnie z teorią dysocjacji elektrolitycznej):
HCN + H 2 O H 3 O + + CN -
K K(HCN) = K C. == 4,93. 10–10 mol/l |
HCN H + + CN –
Stała równowagi K C w tym przypadku jest to tzw stała dysocjacji(Lub stała jonizacji), oznaczony DO i jest równa stałej kwasowości w teorii protolitycznej. K = 4,93. 10 –10 mol/l |
Nazywa się stopień protolizy słabego kwasu () w teorii dysocjacji elektrolitycznej stopień dysocjacji(jeśli tylko teoria ta traktuje daną substancję jako kwas).
W teorii protolitycznej, aby scharakteryzować zasadę, można użyć jej stałej zasadowości lub można obejść się przy stałej kwasowości sprzężonego kwasu. W teorii dysocjacji elektrolitycznej za zasady uznawano jedynie substancje dysocjujące w roztworze na kation i jony wodorotlenkowe, dlatego np. przyjmowano, że roztwór amoniaku zawiera „wodorotlenek amonu”, a później – hydrat amoniaku
NH3 + H2O NH4 + + OH -
KO (NH3) = K C .
= |
NH3. H 2 O NH 4 + + OH –
Stała równowagi K C i w tym przypadku nazywana jest stałą dysocjacji, oznaczaną DO i jest równa stałej zasadowości. K = 1,74. 10–5 mol/l W tej teorii nie ma pojęcia kwasu sprzężonego. Jon amonowy nie jest uważany za kwas. Środowisko kwaśne w roztworach soli amonowych tłumaczy się hydrolizą. |
1,74. 10 –5 mol/l
Jeszcze większe trudności w teorii dysocjacji elektrolitycznej powoduje opis podstawowych właściwości innych substancji, które nie zawierają grup hydroksylowych, na przykład amin (metyloamina CH 3 NH 2, anilina C 6 H 5 NH 2 itp.).
Aby scharakteryzować kwasowe i zasadowe właściwości roztworów, stosuje się inną wielkość fizyczną - wartość PH(oznaczone jako pH, czytaj „ph”). W ramach teorii dysocjacji elektrolitycznej wskaźnik wodorowy wyznaczono w następujący sposób:
pH = –lg
Dokładniejsza definicja, biorąc pod uwagę brak jonów wodoru w roztworze i niemożność przyjęcia logarytmicznych jednostek miary:
pH = –lg()
Bardziej poprawne byłoby nazwanie tej wielkości „oksonem”, a nie indeksem wodorowym, ale tej nazwy nie używa się.
Definiuje się go podobnie jak wodór wskaźnik wodorotlenkowy(oznaczone jako pOH, czytaj „pe oash”).
pOH = –lg()
Nawiasy klamrowe wskazujące wartość liczbową wielkości w wyrażeniach dla wskaźników wodoru i wodorotlenku bardzo często nie są umieszczane, zapominając, że nie da się logarytmować wielkości fizycznych.
Ponieważ produkt jonowy wody ma stałą wartość nie tylko w czystej wodzie, ale także w rozcieńczonych roztworach kwasów i zasad, wskaźniki wodoru i wodorotlenku są ze sobą powiązane:
K (H 2 O) \u003d \u003d 10 -14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = -14
pH + pHOH = 14
W czystej wodzie = = 10 –7 mol/l, zatem pH = pOH = 7.
W roztworze kwaśnym (w roztworze kwaśnym) występuje nadmiar jonów oksoniowych, ich stężenie jest większe niż 10 –7 mol/l i dlatego pH< 7.
Natomiast w roztworze zasadowym (roztworze zasadowym) występuje nadmiar jonów wodorotlenkowych i dlatego stężenie jonów oksoniowych jest mniejsze niż 10 –7 mol/l; w tym przypadku pH > 7.
20.4. Stała hydrolizy
W ramach teorii dysocjacji elektrolitycznej hydrolizę odwracalną (hydrolizę soli) uważa się za proces odrębny i wyróżnia się przypadki hydrolizy
- sole mocnej zasady i słabego kwasu,
- sole słabej zasady i mocnego kwasu, a także
- sole słabej zasady i słabego kwasu.
Rozważmy te przypadki równolegle w ramach teorii protolitycznej i w ramach teorii dysocjacji elektrolitycznej.
Sól mocnej zasady i słabego kwasu
Jako pierwszy przykład rozważmy hydrolizę KNO2, soli mocnej zasady i słabego kwasu jednozasadowego.
| K +, NO 2 - i H 2 O. NO 2 - jest słabą zasadą, a H 2 O jest amfolitem, dlatego możliwa jest reakcja odwracalna NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - , którego równowaga jest opisana przez stałą zasadowości jonu azotynowego i może być wyrażona jako stała kwasowości kwasu azotawego: K o (NO 2 -) = |
Kiedy ta substancja się rozpuszcza, nieodwracalnie dysocjuje na jony K + i NO 2 -: KNO 2 = K + + NIE 2 - H 2 O H + + OH - Przy jednoczesnej obecności jonów H + i NO 2 - w roztworze zachodzi odwracalna reakcja H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Równowagę reakcji hydrolizy opisuje stała hydrolizy ( K godz) i można wyrazić poprzez stałą dysocjacji ( DO e) kwas azotawy: K godz. = K. C .
= |
Jak widać, w tym przypadku stała hydrolizy jest równa stałej zasadowości cząstki podstawowej.
Pomimo tego, że odwracalna hydroliza zachodzi tylko w roztworze, po usunięciu wody zostaje ona całkowicie „stłumiona”, w związku z czym nie można otrzymać produktów tej reakcji, w ramach teorii dysocjacji elektrolitycznej równanie molekularne hydrolizy jest pisemny:
KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2
Jako inny przykład rozważ hydrolizę Na2CO3 - soli mocnej zasady i słabego kwasu dwuzasadowego. Tok rozumowania jest tutaj całkowicie podobny. W ramach obu teorii otrzymuje się równanie jonowe:
CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
W ramach teorii protolitycznej nazywa się je równaniem protolizy jonu węglanowego, a w ramach teorii dysocjacji elektrolitycznej nazywa się je jonowym równaniem hydrolizy węglanu sodu.
Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH
W ramach TED stała zasadowości jonu węglanowego nazywana jest stałą hydrolizy i wyrażana jest poprzez „stałą dysocjacji drugiego stopnia kwasu węglowego”, to znaczy stałą kwasowości jonu wodorowęglanowego.
Należy zauważyć, że w tych warunkach HCO 3 - będący bardzo słabą zasadą, praktycznie nie reaguje z wodą, ponieważ ewentualna protoliza jest tłumiona przez obecność w roztworze bardzo silnych cząstek zasady - jonów wodorotlenkowych.
Sól słabej zasady i mocnego kwasu
Rozważmy hydrolizę NH 4 Cl. W ramach TED jest to sól słabej jednokwasowej zasady i mocnego kwasu.
| Roztwór tej substancji zawiera cząstki: NH4+, Cl - i H2O. NH 4 + jest słabym kwasem, a H 2 O jest amfolitem, dlatego możliwa jest odwracalna reakcja NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, którego równowaga jest opisana przez stałą kwasowości jonu amonowego i może być wyrażona jako stała zasadowości amoniaku: KK(NH4+) = |
Po rozpuszczeniu substancja ta nieodwracalnie dysocjuje na jony NH 4 + i Cl -: NH 4Cl = NH 4 + + Cl - Woda jest słabym elektrolitem i ulega odwracalnej dysocjacji: H 2 O H + + OH - NH4 + + OH - NH3 . H2O Dodając równania tych dwóch odwracalnych reakcji i wprowadzając podobne terminy, otrzymujemy jonowe równanie hydrolizy NH 4 + + H 2O NH 3 . H2O+H+ Równowagę reakcji hydrolizy opisuje stała hydrolizy i można ją wyrazić w postaci stałej dysocjacji hydratu amoniaku: K godz. = |
W tym przypadku stała hydrolizy jest równa stałej kwasowości jonu amonowego. Stała dysocjacji hydratu amoniaku jest równa stałej zasadowości amoniaku.
Molekularne równanie hydrolizy (w ramach TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H2O + HCl
Innym przykładem reakcji hydrolizy soli tego typu jest hydroliza ZnCl2.
| Roztwór tej substancji zawiera cząstki: Zn2+ woda, Cl - i H 2 O. Jony cynku są akwakacjami 2+ i są słabymi kwasami kationowymi, a H 2 O jest amfolitem, dlatego możliwa jest reakcja odwracalna 2= + H 2 O + + H 3 O + , którego równowaga jest opisana przez stałą kwasowości uwodnienia cynku i może być wyrażona poprzez stałą zasadowości jonu triakwahydroksozynowego: K K ( 2+ ) = = | Po rozpuszczeniu substancja ta nieodwracalnie dysocjuje na jony Zn 2+ i Cl -: ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl - Woda jest słabym elektrolitem i ulega odwracalnej dysocjacji: H 2 O H + + OH - Przy jednoczesnej obecności jonów OH - i Zn 2+ w roztworze zachodzi odwracalna reakcja Zn2+ + OH - ZnOH + Dodając równania tych dwóch odwracalnych reakcji i wprowadzając podobne terminy, otrzymujemy jonowe równanie hydrolizy Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + Równowagę reakcji hydrolizy opisuje stała hydrolizy i można ją wyrazić poprzez „stała dysocjacji drugiego etapu wodorotlenku cynku”: K godz. = |
Stała hydrolizy tej soli jest równa stałej kwasowości uwodnienia cynku, a stała dysocjacji wodorotlenku cynku w drugim etapie jest stałą zasadowości jonu +.
Jon .+ jest słabszym kwasem niż jon 2+, więc praktycznie nie reaguje z wodą, gdyż reakcja ta jest tłumiona ze względu na obecność jonów oksoniowych w roztworze. W ramach TED stwierdzenie to brzmi następująco: „hydroliza chlorku cynku w drugim etapie praktycznie nie zachodzi”.
Molekularne równanie hydrolizy (w ramach TED):
ZnCl2 + H2O Zn(OH)Cl + HCl.
Sól słabej zasady i słabego kwasu
Z wyjątkiem soli amonowych, sole takie są na ogół nierozpuszczalne w wodzie. Dlatego rozważmy ten typ reakcji na przykładzie cyjanku amonu NH 4 CN.
| Roztwór tej substancji zawiera cząstki: NH4+, CN - i H2O. NH 4 + jest słabym kwasem, CN - jest słabą zasadą, a H 2 O jest amfolitem, dlatego możliwe są następujące odwracalne reakcje: NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + , (1) CN - + H 2O HCN + OH - , (2) NH4 + + CN - NH3 + HCN. (3) Ta ostatnia reakcja jest korzystna, ponieważ w przeciwieństwie do dwóch pierwszych daje zarówno słaby kwas, jak i słabą zasadę. Jest to reakcja, która zachodzi głównie podczas rozpuszczania cyjanku amonu w wodzie, ale nie można jej wykryć na podstawie zmiany kwasowości roztworu. Niewielka alkalizacja roztworu wynika z faktu, że druga reakcja jest nadal nieco bardziej korzystna niż pierwsza, ponieważ stała kwasowości kwasu cyjanowodorowego (HCN) jest znacznie mniejsza niż stała zasadowości amoniaku. Równowaga w tym układzie charakteryzuje się stałą kwasowości kwasu cyjanowodorowego, stałą zasadowości amoniaku i stałą równowagi trzeciej reakcji:
Wyraźmy równowagowe stężenie kwasu cyjanowodorowego z pierwszego równania i równowagowe stężenie amoniaku z drugiego równania i podstawimy te wartości do trzeciego równania. W rezultacie otrzymujemy
|
Po rozpuszczeniu substancja ta nieodwracalnie dysocjuje na jony NH 4 + i CN -: NH4CN = NH4 + + CN - Woda jest słabym elektrolitem i ulega odwracalnej dysocjacji: H 2 O H + + OH - Przy jednoczesnej obecności jonów OH - i NH 4 + w roztworze zachodzi odwracalna reakcja NH4 + + OH - NH3 . H2O A przy jednoczesnej obecności jonów H + i CN - zachodzi kolejna odwracalna reakcja Dodając równania tych trzech odwracalnych reakcji i dodając podobne wyrazy, otrzymujemy jonowe równanie hydrolizy NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3. H2O+HCN Postać stałej hydrolizy w tym przypadku jest następująca: K godz. = Można to wyrazić poprzez stałą dysocjacji hydratu amoniaku i stałą dysocjacji kwasu cyjanowodorowego: K godz. = |
Molekularne równanie hydrolizy (w ramach TED):
NH4CN + H2O NH3. H2O+HCN
20,5. Stała solwatacji (produkt rozpuszczalności)
Proces chemicznego rozpuszczania ciała stałego w wodzie (i nie tylko w wodzie) można wyrazić równaniem. Przykładowo w przypadku rozpuszczania chlorku sodu:
NaCl cr + ( N+M)H2O = + + -
Równanie to wyraźnie pokazuje, że najważniejszą przyczyną rozpuszczania chlorku sodu jest uwodnienie jonów Na + i Cl -.
W nasyconym roztworze ustala się równowaga heterofazowa:
NaCl cr + ( N+M)H2O + + -,
który przestrzega prawa akcji masowej. Ponieważ jednak rozpuszczalność chlorku sodu jest dość znacząca, wyrażenie na stałą równowagi w tym przypadku można zapisać jedynie na podstawie aktywności jonów, które nie zawsze są znane.
W przypadku równowagi w roztworze substancji słabo rozpuszczalnej (lub praktycznie nierozpuszczalnej) wyrażenie na stałą równowagi w roztworze nasyconym można zapisać stosując stężenia równowagowe. Na przykład dla równowagi w nasyconym roztworze chlorku srebra
AgCl cr + ( N+M)H2O + + -
Ponieważ stężenie równowagowe wody w rozcieńczonym roztworze jest prawie stałe, możemy pisać
KG (AgCl) = K C . N+M = .
To samo jest uproszczone
KG (AgCl) = lub K G (AgCl) =
Wynikowa wartość ( K D) nazywa się stałe hydratacji(w przypadku dowolnych, a nie tylko roztworów wodnych - stałe solwatacji).
W ramach teorii dysocjacji elektrolitycznej równowagę w roztworze AgCl zapisuje się następująco:
AgCl cr Ag + + Cl –
Nazywa się odpowiednią stałą produkt rozpuszczalności i jest oznaczony literami PR.
PR(AgCl) =
W zależności od stosunku kationów i anionów w jednostce wzoru wyrażenie na stałą solwatacji (iloczyn rozpuszczalności) może być różne, na przykład:
Wartości stałych hydratacji (produktów rozpuszczalności) niektórych słabo rozpuszczalnych substancji podano w dodatku 15.
Znając iloczyn rozpuszczalności, łatwo jest obliczyć stężenie substancji w roztworze nasyconym. Przykłady:
1. BaSO 4cr Ba 2+ + SO 4 2-
PR(BaSO4) = 1,8. 10 –10 mol 2 /l 2.
c(BaSO4) = = = = 
= 1,34. 10 –5 mol/l.
2. Ca(OH) 2cr Ca 2+ + 2OH -
PR = 2 = 6,3. 10 –6 mol 3 /l 3.
2 PR = (2) 2 = 4 3
c = = 
= 
= 1,16. 10 –2 mol/l.
Jeżeli podczas reakcji chemicznej w roztworze pojawią się jony wchodzące w skład substancji słabo rozpuszczalnej, to znając iloczyn rozpuszczalności tej substancji, łatwo jest określić, czy będzie się ona wytrącać.
Przykłady:
1. Czy wytrąci się osad wodorotlenku miedzi, gdy 100 ml 0,01 M roztworu wodorotlenku wapnia doda się do równej objętości 0,001 M roztworu siarczanu miedzi?
Cu 2+ + 2OH - Cu(OH) 2
Osad wodorotlenku miedzi powstaje, jeśli iloczyn stężeń jonów Cu 2+ i OH - jest większy niż iloczyn rozpuszczalności tego słabo rozpuszczalnego wodorotlenku. Po połączeniu roztworów o jednakowej objętości całkowita objętość roztworu stanie się dwukrotnie większa od objętości każdego z roztworów pierwotnych, w związku z czym stężenie każdej z reagujących substancji (przed rozpoczęciem reakcji) zmniejszy się o połowę. Stężenie w powstałym roztworze jonów miedzi
c(Cu 2+) \u003d (0,001 mol / l): 2 \u003d 0,0005 mol / l.
Stężenie jonów wodorotlenkowych -
c (OH -) \u003d (2,01 mol / l): 2 \u003d 0,01 mol / l.
Produkt rozpuszczalności wodorotlenku miedzi
PR = 2 = 5,6. 10–20 mol 3 /l 3.
c(Cu2+) . ( C(OH -)) 2 = 0,0005 mol/l. (0,01 mol/l) 2 = 5. 10 –8 mol 3 /l 3.
Iloczyn stężeń jest większy niż iloczyn rozpuszczalności, dlatego utworzy się osad.
2. Czy wytrąci się siarczan srebra po połączeniu równych objętości 0,02 M roztworu siarczanu sodu i 0,04 M roztworu azotanu srebra?
2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4
Stężenie w powstałym roztworze jonów srebra
c (Ag +) \u003d (0,04 mol / l): 2 \u003d 0,02 mol / l.
Stężenie w powstałym roztworze jonów siarczanowych
c(SO 4 2-) \u003d (0,02 mol / l): 2 \u003d 0,01 mol / l.
Produkt rozpuszczalności siarczanu srebra
PR(Ag2SO4) = 2. = 1,2. 10 –5 mol 3 /l 3.
Iloczyn stężenia jonów w roztworze
{C(Ag +)) 2. C(SO 4 2-) \u003d (0,02 mol / l) 2. 0,01 mol / l \u003d 4. 10 –6 mol 3 /l 3.
Iloczyn stężeń jest mniejszy niż iloczyn rozpuszczalności, dlatego nie tworzy się osad.
20.6. Stopień konwersji (stopień protolizy, stopień dysocjacji, stopień hydrolizy)
Skuteczność reakcji zwykle ocenia się poprzez obliczenie wydajności produktu reakcji (sekcja 5.11). Jednocześnie efektywność reakcji można również ocenić określając, jaka część najważniejszej (zwykle najdroższej) substancji została przekształcona w docelowy produkt reakcji, np. jaka część SO 2 została przekształcona w SO 3 podczas produkcji kwasu siarkowego, czyli znaleźć stopień konwersji substancja oryginalna.
Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O
chlor (odczynnik) przekształca się w równym stopniu w chlorek potasu i podchloryn potasu. W tej reakcji, nawet przy 100% wydajności KClO, stopień przekształcenia chloru w niego wynosi 50%.
Znana ilość – stopień protolizy (sekcja 12.4) – jest szczególnym przypadkiem stopnia konwersji:
W ramach TED podobne wielkości nazywane są stopień dysocjacji kwasy lub zasady (określane również jako stopień protolizy). Stopień dysocjacji jest powiązany ze stałą dysocjacji zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda.
W ramach tej samej teorii równowaga hydrolizy charakteryzuje się stopień hydrolizy (H) i stosuje się następujące wyrażenia odnoszące je do początkowego stężenia substancji ( Z) i stałe dysocjacji słabych kwasów (K HA) i słabych zasad powstających podczas hydrolizy ( K MOH):
Pierwsze wyrażenie dotyczy hydrolizy soli słabego kwasu, drugie - soli słabej zasady, a trzecie - soli słabego kwasu i słabej zasady. Wszystkie te wyrażenia można stosować tylko w przypadku rozcieńczonych roztworów o stopniu hydrolizy nie większym niż 0,05 (5%).
Prawo działania masy, reakcje homofazowe, reakcje heterofazowe, reakcje w fazie stałej, stała autoprotolizy (produkt jonowy), stała dysocjacji (jonizacji), stopień dysocjacji (jonizacji), liczba wodorowa, liczba wodorotlenkowa, stała hydrolizy, stała solwatacji (produkt rozpuszczalności) ), stopień konwersji .
- Wymień czynniki zmieniające równowagę chemiczną i stałą równowagi.
- Jakie czynniki pozwalają na przesunięcie równowagi chemicznej bez zmiany stałej równowagi?
- Konieczne jest przygotowanie roztworu zawierającego 0,5 mola NaCl, 0,16 mola KCl i 0,24 mola K2SO4 w 1 litrze. Jak to zrobić, mając do dyspozycji wyłącznie chlorek sodu, chlorek potasu i siarczan sodu?
- Określ stopień protolizy kwasów octowego, cyjanowodorowego i azotowego w roztworach dziesiętnych, centymolowych i milimolowych.
- Stopień protolizy kwasu masłowego w 0,2 M roztworze wynosi 0,866%. Wyznacz stałą kwasowości tej substancji.
- Przy jakim stężeniu roztworu stopień protolizy kwasu azotawego będzie równy 0,2?
- Ile wody należy dodać do 300 ml 0,2 M roztworu kwasu octowego, aby stopień protolizy kwasu podwoił się?
- Określ stopień protolizy kwasu podbromowego, jeśli jego roztwór ma pH = 6. Jakie jest stężenie kwasu w tym roztworze?
- Wartość pH roztworu wynosi 3. Jakie w tym celu powinno być stężenie a) kwasu azotowego, b) kwasu octowego?
- Jak zmienić stężenie a) jonów oksoniowych, b) jonów wodorotlenkowych w roztworze, aby wartość pH roztworu wzrosła o jeden?
- Ile jonów oksoniowych znajduje się w 1 ml roztworu o pH = 12?
- Jak zmieni się wartość pH wody, jeśli do 10 litrów dodamy 0,4 g NaOH?
- Oblicz stężenia jonów oksoniowych i wodorotlenkowych oraz wartości wskaźników wodorowych i wodorotlenkowych w następujących roztworach wodnych: a) 0,01 M roztwór HCl; b) 0,01 M roztwór CH3COOH; c) 0,001 M roztwór NaOH; d) 0,001 M roztwór NH3.
- Korzystając z wartości iloczynów rozpuszczalności podanych w załączniku, określ stężenie i udział masowy substancji rozpuszczonych w roztworze a) chlorku srebra, b) siarczanu wapnia, c) fosforanu glinu.
- Oblicz objętość wody potrzebną do rozpuszczenia siarczanu baru o masie 1 g w temperaturze 25 o C.
- Jaka jest masa srebra obecnego w postaci jonów w 1 litrze roztworu bromku srebra nasyconego w temperaturze 25 o C?
- Jaka objętość roztworu siarczku srebra nasyconego w temperaturze 25 o C zawiera 1 mg rozpuszczonej substancji?
- Czy wytrąci się osad, jeśli do 0,05 M roztworu Pb(NO 3) 2 doda się równą objętość 0,4 M roztworu KCl?
- Określ, czy po wlaniu 5 ml 0,004 M roztworu CdCl2 i 15 ml 0,003 M KOH wytrąci się osad.
- Do Twojej dyspozycji są następujące substancje: NH 3, KHS, Fe, Al(OH) 3, CaO, NaNO 3, CaCO 3, N 2 O 5, LiOH, Na 2 SO 4. 10H 2 O, Mg(OH)Cl, Na, Ca(NO 2) 2. 4H2O, ZnO, NaI. 2H 2 O, CO 2, N 2, Ba(OH) 2. 8H2O, AgNO3. Dla każdej z tych substancji odpowiedz na osobnej karcie na następujące pytania:
1) Jaki jest rodzaj struktury tej substancji w normalnych warunkach (molekularna czy niemolekularna)?
2) W jakim stanie skupienia znajduje się ta substancja w temperaturze pokojowej?
3) Jaki rodzaj kryształów tworzy ta substancja?
4) Opisz wiązanie chemiczne tej substancji.
5) Do jakiej klasy według tradycyjnej klasyfikacji należy ta substancja?
6) Jak ta substancja wchodzi w interakcję z wodą? Jeśli się rozpuści lub zareaguje, podaj równanie chemiczne. Czy możemy odwrócić ten proces? Jeśli tak, to na jakich warunkach? Jakie wielkości fizyczne mogą charakteryzować stan równowagi w tym procesie? Jeśli substancja jest rozpuszczalna, jak można zwiększyć jej rozpuszczalność?
7) Czy można tę substancję poddać reakcji z kwasem solnym? Jeśli to możliwe, to na jakich warunkach? Podaj równanie reakcji. Dlaczego zachodzi taka reakcja? Czy jest to odwracalne? Jeśli odwracalne, to w jakich warunkach? Jak wzrośnie wydajność tej reakcji? Co się zmieni, jeśli zamiast kwasu solnego zastosuje się suchy chlorowodór? Podaj odpowiednie równanie reakcji.
8) Czy można poddać reakcji tę substancję z roztworem wodorotlenku sodu? Jeśli to możliwe, to na jakich warunkach? Podaj równanie reakcji. Dlaczego zachodzi taka reakcja? Czy jest to odwracalne? Jeśli odwracalne, to w jakich warunkach? Jak wzrośnie wydajność tej reakcji? Co się zmieni, jeśli zamiast roztworu wodorotlenku sodu użyjesz suchego NaOH? Podaj odpowiednie równanie reakcji.
9) Podaj wszystkie znane Ci metody otrzymywania tej substancji.
10) Podaj wszystkie znane Ci nazwy tej substancji.
Odpowiadając na te pytania, możesz skorzystać z dowolnej literatury referencyjnej.
